PROBLEMAS E CUESTIÓNS DE SELECTIVIDADE

Transcript

1 PROBLEMAS E CUESTIÓNS DE SELECTIVIDADE O KMnO en presenza de H SO transforma o FeSO en Fe (SO ), formándose tamén K SO, MnSO e auga: a) Axusta a reacción molecular. b) Cantos cm de disolución de KMnO 0,5 M serán necesarios para reaccionar con,0 gramos de FeSO? (Xuñ-96) a) KMnO + FeSO + H SO Fe (SO ) + MnSO + K SO + H O Comezamos escribindo os números de oxidación e determinando que especie se oxida e cal se reduce: Oxídase K Mn O + Fe S O + H S O Fe (S O ) + Mn S O + K S O + H O Redúcese Escribimos as semirreaccións en forma iónica: MnO Mn + Fe + Fe + Axustamos a masa e a carga: 8 H + + MnO + 5 e Mn + + H O Fe + 1 e Fe + Igualamos o número de electróns nas dúas semirreaccións e sumamos: 8 H + + MnO + 5 e Mn + + H O ( Fe + 1 e Fe + ) x 5 8 H + + MnO + 5 Fe + Mn Fe + + H O Obtemos a ecuación molecular, a partir da ecuación iónica, engadindo os elementos que actuaron como espectadores: KMnO + 5 FeSO + H SO 5/ Fe (SO ) + MnSO + 1/ K SO + H O Ou ben: KMnO + 10 FeSO + 8 H SO 5 Fe (SO ) + MnSO + K SO + 8 H O b) Realizamos os cálculos estequiométricos a partir da ecuación axustada do proceso: M r (FeSO ) = = 15 1mol FeSO,0 g FeSO mol KMnO 1L disolución 1000 cm = 6, cm 15 g de FeSO 10 mol FeSO 0,5 mol KMnO 1L O KMnO en presenza de H SO é capaz de oxidar ao H S a S elemental, formándose MnSO ; K SO e auga: a) Axusta a reacción. b) Indica o oxidante e o redutor. c) Indica a especie que se oxida e a que se reduce. (Set-96) a) KMnO + H S + H SO S + MnSO + K SO + H O Comezamos escribindo os números de oxidación e determinando que especie se oxida e cal se reduce: Oxídase K Mn O + H S + H S O S Redúcese Mn S O K S O + H O 7

2 Escribimos as semirreaccións en forma iónica: MnO Mn + S S Axustamos a masa: 8 H + + MnO Mn + + H O S S Axustamos a carga: 8 H + + MnO + 5 e Mn + + H O S e S Igualamos o número de electróns nas dúas semirreaccións e sumamos: (8 H + + MnO + 5 e Mn + + H O) x (S e S) x 5 16 H + + MnO + 5 S Mn H O + 5 S Obtemos a ecuación molecular, a partir da ecuación iónica, engadindo os elementos que actuaron como espectadores: KMnO + 5 H S + H SO 5 S + MnSO + K SO + 8 H O b) O oxidante é a substancia que favorece a oxidación doutra, captando electróns e, polo tanto, reducíndose. Neste caso, o oxidante o KMnO é o oxidante. O redutor é substancia que favorece a redución doutra, cedendo electróns e, polo tanto, oxidándose. Neste caso, o H S é o redutor. c) A especie que se oxida é o ión sulfuro: S, e a que se reduce é o ión permanganato: MnO. Tendo en conta os potenciais normais de redución, Eº, dos seguintes pares: Ag + /Ag = +0,80 V; Zn + /Zn = 0,76 V; Cu + /Cu = +0, V: a) Ordena os metais en orde crecente segundo o seu carácter redutor. b) Cal ou cales deben liberar hidróxeno cando se fan reaccionar con disolucións ácidas? Razoa as respostas. (Xuñ-97) a) A orde crecente de carácter redutor é unha orde crecente de tendencia a oxidarse; polo tanto, unha orde decrecente de potenciais de redución. Así, a orde crecente de poder redutor é: Ag < Cu < Zn b) Os ácidos liberan ións H +, de potencial de redución cero, polo que oxidarán os metais que teñan potencial negativo (menor que cero), disolvéndoos. Os ións H + reduciranse con desprendemento de hidróxeno gasoso. Dos anteriores, só liberará hidróxeno gasoso en medio ácido o cinc. Explica como construirías no laboratorio unha célula galvánica. Describe o material e os produtos que empregarías. (Xuñ-97) Para construír unha célula galvánica no laboratorio, por exemplo a pila de Daniell, hai que encher, até aproximadamente as dúas terceiras partes, dous vasos de precipitados pequenos: un cunha disolución de sulfato de cinc 1 M e outro cunha disolución de sulfato de cobre(ii) 1 M. A continuación, somérxese un eléctrodo de cinc (lámina de cinc) na disolución de sulfato de cinc e un de cobre (lámina de cobre) na disolución de sulfato de cobre(ii). Comunícanse as dúas disolucións mediante unha ponte salina feita cun tubo en forma de U cheo dunha disolución concentrada de cloruro de potasio e cos seus extremos taponados con la de vidro. Por último, mediante dúas pinzas de crocodilo e dous cables de conexión, conéctanse os eléctrodos aos bornes dun voltímetro de corrente continua, no que mediremos o potencial da pila. 7

3 a) Ao somerxer un cravo de ferro nunha disolución 1,0 M de tetraoxosulfato(vi) de cobre(ii) [sulfato de cobre(ii)], obsérvase que sobre o cravo se forma unha capa avermellada. Interpreta o fenómeno, propoñendo unha reacción química. b) Indica se se producirá a seguinte reacción: Fe + + Zn + Fe + + Zn, sabendo que os potenciais estándar de redución das semirreaccións son: Eº(Fe + /Fe + ) = +0,77 V e Eº(Zn + /Zn) = 0,76 V. (Set-97) a) Na disolución hai ións Cu + do sulfato de cobre(ii) e temos o ferro do cravo. A capa avermellada é unha capa de cobre que se produce pola redución do ión Cu + a Cu, proceso que ocorre ao tempo que se oxida o ferro de Fe a Fe +. Os procesos que teñen lugar son: Oxidación: Fe(s) e Fe + (ac) Redución: Cu + (ac) + e Cu(s) Proceso global: Cu + (ac) + Fe(s) Cu(s) + Fe + (ac) b) Fe + + Zn + Fe + + Zn Neste proceso vemos que hai dúas reducións; polo tanto, non se produce, porque a oxidación e a redución son procesos que ocorren simultaneamente. Se unha especie química se reduce (gana electróns). outra especie ten que oxidarse (perde electróns). Explica como construirías no laboratorio unha pila con eléctrodos de cinc e cobre. Eº(Zn + /Zn)= 0,76 V e Eº(Cu + /Cu)= +0, V. Fai o debuxo correspondente. En que sentido circulan os electróns? Cales son as especies oxidante e redutora? (Set-97, Set-01 e Xuñ-0) Para construír esta pila no laboratorio, necesítanse: dous vasos de precipitados pequenos, unha lámina de cobre, unha lámina de cinc, tubo en forma de U, dúas pinzas de crocodilo, dous cables de conexión e un voltímetro de corrente continua (0-5 V), ademais de disolucións de sulfato de cobre(ii) 1 M, de sulfato de cinc 1 M e de cloruro de potasio concentrada. Nun dos vasos de precipitados bótase a disolución de sulfato de cinc e no outro a disolución de sulfato de cobre(ii). Somérxese o eléctrodo de cinc (lámina de cinc) na disolución de sulfato de cinc e o de cobre (lámina de cobre) na disolución de sulfato de cobre(ii). Comunícanse as dúas disolucións mediante unha ponte salina feita co tubo en forma de U cheo coa disolución concentrada de cloruro de potasio e cos seus extremos taponados con la de vidro. Con dúas pinzas de crocodilo e a través dos cables de conexión, conectamos os eléctrodos aos bornes dun voltímetro de corrente continua, no que se poderá ver o valor da diferenza de potencial que xera a pila. As reaccións que teñen lugar son a oxidación do cinc e a redución dos ións Cu + : Ánodo: Zn Zn + + e Cátodo: Cu + + e Cu Zn(s) + Cu + (ac) Zn + (ac) + Cu(s) Proceso global 75

4 O sentido do movemento dos electróns polo circuíto externo é do eléctrodo de cinc (negativo) ao de cobre (positivo), como se pode apreciar no esquema. A especie oxidante é a que se reduce, gañando electróns, é dicir, a que ten un potencial de redución maior: os ións do cobre (Cu + ). A especie redutora é a que se oxida, perdendo electróns, é dicir, a que ten menor potencial normal de redución: o cinc (Zn). Fórmase unha pila cos semisistemas: Sn + /Sn e Fe + /Fe +. Se os potenciais normais de redución son 0,1 e + 0,77 V, respectivamente: a) Escribe o proceso redox que ten lugar na pila. b) Explica que semisistema actúa como ánodo e cal como cátodo. (Xuñ-98) a) Observamos os potenciais de redución e vemos que é maior o do par Fe + /Fe +, polo que o Fe + é o que se reducirá, actuando como cátodo da pila. O estaño actuará como ánodo, oxidándose a Sn +. Segundo isto, os proceso que teñen lugar na pila son: Ánodo: Oxidación: Sn e Sn + Cátodo: Redución: (Fe e Fe + ) x Proceso global: Sn + Fe + Sn + + Fe + b) Como se dixo no apartado anterior, o semisistema que actúa como ánodo é Sn + /Sn e o que actuará como cátodo é Fe + /Fe +. Deste xeito, o potencial da pila será: Eº = Eº(Fe + /Fe + ) Eº(Sn + /Sn) = 0,77 ( 0,1) = 0,91 V Como o potencial da pila así formada é positivo, o proceso será espontáneo, xa que ΔGº = n F Eº será negativo. Unha corrente de 5,00 A que circula durante 0 minutos deposita,08 gramos de cinc no cátodo: a) Calcula a masa equivalente do cinc. b) Cantos gramos de cobre se depositarán ao pasar 10,00 A durante unha hora? (Xuñ-98) a) Empregando a fórmula obtida das leis de Faraday: m = M eq I t M eq 51800,08 = M eq =,7 g b) Se supoñemos que os ións que temos na disolución que se vai electrolizar son ións Cu +, o proceso que terá lugar no cátodo será: Cu + + e Cu A cantidade de cobre que se depositará, ao pasar unha corrente de 10 A durante unha hora (600 s): Q = I t = = 6000 C A r (Cu) = 6,6 1mol e 1mol Cu 6,6 g Cu C = 11,86 g de Cu C mol e 1mol Cu Chegariamos ao mesmo resultado, empregando a fórmula: 6, Meq I t m = = = 11,86 g de Cu

5 Predí se se producirá unha reacción espontánea nos seguintes casos: a) Cando se introduce un arame de prata nunha disolución de sulfato de cinc [tetraoxosulfato(vi) de cinc]. b) Cando se emprega unha culler de aluminio para axitar unha disolución de nitrato de ferro(ii) [trioxonitrato(v) de ferro(ii)]. Datos: Eº(Ag + /Ag) = 0,80 V, Eº(Zn + /Zn) = 0,76 V, Eº(Al + /Al) = 1,67 V e Eº(Fe + /Fe) = 0, V. Xustifica a resposta. (Set-98) a) Como ΔGº = n F Eº, para que a variación de enerxía libre de Gibbs sexa negativa e, polo tanto, o proceso espontáneo, o valor do potencial da pila debe ser positivo. Se observamos os potenciais dos dous semipares, Eº(Ag + /Ag) e Eº(Zn + /Zn), vemos que obtemos un potencial global positivo, cando se reduce o ión Ag + e se oxida o Zn: Eº = Eº(Ag + /Ag) Eº(Zn + /Zn) = 0,80 ( 0,76) = 1,56 V Como no sistema dado non temos ións Ag + nin cinc metálico, senón Ag e Zn +, non ocorrerá ningunha reacción espontánea. b) Como ΔGº = n F Eº, para que a variación de enerxía libre de Gibbs sexa negativa e, polo tanto, o proceso espontáneo, o valor do potencial da pila debe ser positivo. Se observamos os potenciais dos dous semipares, Fe + /Fe e Al + /Al, vemos que obtemos un potencial global positivo cando se reduce o ión Fe + (de potencial de redución maior) e se oxida o Al: Eº = Eº(Fe + /Fe) Eº(Al + /Al) = 0, ( 1,67) = 1, V Segundo isto, a culler disólvese. O proceso será: Redución: Fe + (ac) + e Fe(s) Oxidación: Al(s) e Al + (ac) Proceso global: Fe + (ac) + Al(s) Fe(s) + Al + (ac) Constrúese unha pila cos elementos Cu + /Cu e Al + /Al, cuxos potenciais estándar de redución son Eº = +0, V e 1,66 V, respectivamente: a) Escribe as reaccións que teñen lugar en cada un dos eléctrodos e a reacción global da pila. b) Fai un esquema desa pila, indicando todos os elementos necesarios para o seu funcionamento. En que sentido circulan os electróns? (Set-99) a) Observamos os potenciais das especies implicadas no proceso: Eº (Cu + /Cu) = +0, V Eº (Al + /Al) = 1,66 V Vemos que é maior o potencial de redución do cobre (máis tendencia a reducirse). Nese eléctrodo terá lugar a redución é será o cátodo. Posto que o potencial de redución para o aluminio é menor en presenza do eléctrodo de cobre, oxidarase e será o ánodo. Escribimos as semirreacción que se producen no ánodo (aluminio) e no cátodo (cobre), xunto co proceso global: Cátodo: (Cu + + e Cu) x Ánodo: (Al Al + + e ) x Cu + + 6e Cu Al Al e Proceso global: Cu + + Al Cu + Al + 77

6 b) O sentido do movemento dos electróns polo circuíto externo é do eléctrodo de aluminio (negativo) ao de cobre (positivo), como se pode apreciar no esquema. Que pasará se poñemos unha disolución de tetraoxosulfato(vi) de cobre(ii) [sulfato de cobre(ii)]: a) Nun recipiente de cinc. b) Nun recipiente de prata. Razoa as respostas. Datos: Eº[Cu(II)/Cu(s)] = +0, V; Eº[Zn(II)/Zn(s)] = 0,76 V e Eº[Ag(I)/Ag(s)] = +0,80 V. (Xuñ-00) a) Como ΔGº = n F Eº, para que a variación de enerxía libre de Gibbs sexa negativa e, polo tanto, o proceso espontáneo, o valor do potencial da pila debe ser positivo. Se observamos os potenciais dos dous semipares, Cu + /Cu e Zn + /Zn, vemos que obtemos un potencial global positivo, cando se reduce o Cu (de potencial de redución maior) e se oxida o Zn + : Eº = Eº(Cu + /Cu) Eº(Zn + /Zn) = 0, ( 0,76) = 1,1 V Segundo isto, o recipiente de cinc oxidarase e haberá depósitos de cobre metálico. O proceso será: Oxidación: Zn Zn + + e Redución: Cu + + e Cu Proceso global: Zn(s) + Cu + (ac) Zn + (ac) + Cu(s) b) Como ΔGº = n F Eº, para que a variación de enerxía libre de Gibbs sexa negativa e, polo tanto, o proceso espontáneo, o valor do potencial da pila debe ser positivo. Se observamos os potenciais dos dous semipares, Eº(Ag + /Ag) e Eº(Zn + /Zn), vemos que obtemos un potencial global positivo, cando se reduce o ión Ag + e se oxida o Zn: Eº = Eº(Ag + /Ag) Eº(Zn + /Zn) = 0,80 ( 0,76) = 1,56 V Como no sistema dado non temos ións Ag + nin cinc metálico, senón Ag e Zn +, non ocorrerá ningunha reacción espontánea. Durante a electrólise do MgCl fundido: a) Cantos gramos de Mg se producen cando pasan 8,80 10 coulombs a través da célula? b) Canto tempo se tarda en depositar 0,500 gramos de Mg cunha corrente de 5,0 amperes? c) Cantos litros de cloro se obterán no punto (b) a unha presión de 1, atm e a unha temperatura de 7 ºC. d) Escribe os procesos electrolíticos que ocorren no ánodo e no cátodo. (Set-00) a) O cloruro de magnesio fundido está disociado en ións, segundo: MgCl Mg + + Cl Os catións Mg + diríxense ao cátodo onde se reducen a Mg: Mg + + e Mg Calculamos os gramos de Mg que se producen, cando pasan 8,80 10 coulombs a través da célula: 78

7 A r (Mg) =, 8,8 10 1mol e - 1mol Mg, g C C mol e - 1mol Mg = 1,1 g de Mg b) O tempo necesario para que se depositen 0,5 g de Mg cunha corrente de 5 amperes (5 C/s): 1mol Mg mol e C 1s 0,5 g Mg = 16 s, g Mg 1mol Ag 1mol e 5 C c) Os anións Cl diríxense cara ao ánodo onde se oxidan: Cl e Cl. Se circula unha corrente de 5 A durante 6 s: 16 s 5 C 1s 1mol e - 1mol Cl C mol e Supoñendo comportamento ideal: P V = n R T 1, V =,1 10 0,08 00 V = 0,0 litros de Cl d) As semirreaccións serán: Cátodo: Mg + + e Mg Ánodo: Cl e Cl =,1 10 mol Cl Proceso global: Mg + + Cl Mg + Cl Os potenciais normais (estándar) de redución dos pares Zn + /Zn e Fe + /Fe son, respectivamente, 0,76 V e 0, V. a) Que ocorrería se a unha disolución de sulfato de ferro(ii) [tetraoxosulfato(vi) de ferro(ii)] lle engadimos cachiños de Zn? b) E se lle engadimos limaduras de Cu? Datos: Eº(Cu + /Cu) = +0, V. Razoa as contestacións. (Xuñ-01) a) Como ΔGº = n F Eº, para que a variación de enerxía libre de Gibbs sexa negativa, e teña lugar un proceso espontáneo, o valor do potencial da pila formada debe ser positivo. Se observamos os potenciais dos dous semipares, Eº(Fe + /Fe) e Eº(Zn + /Zn), vemos que obtemos un potencial global positivo, cando se reduce o ión Fe + e se oxida o Zn: Eº = Eº(Fe + /Fe) Eº(Zn + /Zn) = 0, ( 0,76) = 0, V Segundo isto, os cachiños de Zn disólvense, ao oxidarse, e os ións Fe + da disolución deposítanse como ferro metálico. O proceso será: Redución: Fe + (ac) + e Fe(s) Oxidación: Zn(s) e Zn + (ac) Proceso global: Fe + (ac) + Zn(s) Fe(s) + Zn + (ac) b) Como ΔGº = n F Eº, para que a variación de enerxía libre de Gibbs sexa negativa e, polo tanto, o proceso espontáneo, o valor do potencial da pila debe ser positivo. Se observamos os potenciais dos dous semipares, Fe + /Fe e Cu + /Cu, vemos que obtemos un potencial global positivo, cando se reduce o ión Cu + (de potencial de redución maior) e se oxida o Fe: Eº = Eº(Cu + /Cu) Eº(Fe + /Fe) = 0, ( 0,) = 0,78 V Como no sistema dado non temos ións Cu + ni ferro metálico (Fe), senón Fe + e Cu, non ocorrerá ningunha reacción espontánea. 79

8 Debuxa un esquema dunha cuba ou cela electrolítica cun exemplo práctico. Indica os seus elementos constitutivos explicando a función que desempeña cada elemento no proceso electrolítico. (Xuñ-0) Para construír unha cela electrolítica, necesítase unha cubeta, recipiente no que se pon un electrólito fundido ou disolto. No líquido introdúcense dous eléctrodos inertes, de platino ou grafito, conectados a un xerador de corrente continua. Entre os eléctrodos conectados ao xerador orixínase un campo eléctrico tal que os ións negativos (anións) se dirixen cara ao eléctrodo positivo (ánodo), onde perden electróns, oxidándose. Os ións positivos (catións) diríxense cara ao eléctrodo negativo (cátodo), no que captan electróns, reducíndose. Por exemplo, se facemos a electrólise dunha disolución de sulfato de cobre(ii) 1 M, os ións positivos (Cu + ) diríxense cara ao cátodo, reducíndose a cobre metálico (Cu) que se deposita no eléctrodo e os ións negativos da auga (OH ) diríxense cara ao ánodo, oxidándose a osíxeno gasoso (O ), segundo as reaccións: O sulfato de cobre(ii) disolto está disociado en ións, segundo: CuSO Cu + + SO Cátodo: Cu + + e Cu Ánodo: OH e 1/ O + H O Proceso global: Cu + + OH Cu + 1/ O + H O O ácido trioxonitrato(v) de hidróxeno (ácido nítrico) concentrado reacciona co cobre para formar bistrioxonitrato(v) de cobre (nitrato de cobre(ii)), dióxido de nitróxeno e auga: a) Escribe a reacción axustada. b) Cantos ml de HNO, do 95% de pureza e densidade 1,5 g/ml son necesarios para que reaccionen totalmente, gramos de cobre? c) Que volume de NO se formará, medido a 9 ºC de temperatura e 78 mmhg de presión? (Set-0) a) Cu + HNO Cu(NO ) + NO + H O Comezamos escribindo os números de oxidación e determinando que especie se oxida e cal se reduce: 0 Oxídase Cu + H N O Cu(N O ) N O H O Redúcese Para axustar a reacción polo método do ión-electrón, escribimos as semirreaccións en forma iónica: NO NO Cu Cu + 80

9 Axustamos a masa e a carga: H + + NO + 1 e NO + H O Cu e Cu + Igualamos o número de electróns nas dúas semirreaccións e sumámolas: ( H + + NO + 1 e NO + H O) x Cu e Cu + H + + NO + Cu NO + H O + Cu + Por último, obtemos a ecuación molecular a partir da ecuación iónica, engadindo os elementos que actuaron como espectadores: Cu + HNO Cu(NO ) + NO + H O b) Unha vez axustada a ecuación, podemos facer os cálculos estequiométricos: M r (HNO ) = = 6 A r (Cu) = 6,6, g Cu 1mol Cu mol HNO 6 g HNO 100 g disolución 1ml disolución = 9,5 ml 6,6 g Cu 1mol Cu 1mol HNO 95 g HNO 1,5 g disolución c) Do mesmo xeito calculamos o volume de NO :, g Cu 1mol Cu mol NO = 0,107 mol NO 6,6 g Cu 1mol Cu P V = n R T 78 V = 0,107 0, V =,7 litros de NO Unha pila está formada polos eléctrodos: Al + /Al (Eº = 1,67 V) e por Au + /Au (Eº = +1, V). Indica: a) Semirreaccións que teñen lugar en cada eléctrodo. b) Reacción global. c) Forza electromotriz da pila. d) Representación simbólica da pila. (Set-0) a) Observamos os potenciais das especies implicadas no proceso: Eº (Au + /Au) = +1, V Eº (Al + /Al) = 1,67 V Vemos que é maior o potencial de redución do ouro (máis tendencia a reducirse). Nese eléctrodo terá lugar a redución é será o cátodo. Posto que o potencial de redución para o aluminio é menor, en presenza do eléctrodo de ouro oxidarase e será o ánodo. As semirreacción que se producen no ánodo (aluminio) e no cátodo (ouro)serán: Cátodo: (Au + + e Au) Ánodo: (Al Al + + e ) b) A reacción global obtense da suma das dúas semirreaccións: Proceso global: Au + + Al Au + Al + c) Eº = Eº cátodo Eº ánodo = 1, ( 1,67) =,09 V 81

10 d) Representación simbólica da pila ou notación da pila: Al(s)/Al + (ac) // Au + (ac)/au(s) A reacción de ácido clorhídrico con dióxido de manganeso xera cloruro de manganeso(ii), cloro e auga. a) Escribe a reacción molecular redox axustada. b) Que volume de cloro, medido a 0,9 atm e 0 ºC, se obtén ao reaccionar 150 ml de ácido clorhídrico do 5% e densidade 1,17 g/ml, coa cantidade necesaria de dióxido de manganeso? (Xuñ-05) a) HCl + MnO MnCl + Cl + H O Comezamos escribindo os números de oxidación e determinando que especie se oxida e cal se reduce: H Cl + Mn O Oxídase + -1 Mn Cl Cl + H O Redúcese Escribimos as semirreaccións en forma iónica: MnO Mn + Cl Cl Axustamos a masa e a carga e sumamos as dúas semirreaccións: H + + MnO + e Mn + + H O Cl e Cl H + + MnO + Cl Mn + + Cl + H O Obtemos a ecuación molecular a partir da ecuación iónica, se engadimos os elementos que actuaron como espectadores: HCl + MnO MnCl + Cl + H O b) Realizamos os cálculos estequiométricos a partir da ecuación axustada do proceso: 150 ml disolución 1,17 g disolución 5 g HCl 1mol HCl 1mol Cl = 0,1 mol Cl 1ml disolución 100 g disolución 6,5 g HCl mol HCl Supoñendo que o cloro se comporta como gas ideal, podemos calcular o volume nas condicións dadas: P V = n R T 0,9 V = 0,1 0,08 0 V = 11,6 litros Considerando o seguinte proceso químico de oxidación-redución: Cu + HNO _ Cu(NO ) + NO + H O: a) Escribe as semirreaccións de oxidación e de redución. b) Indica cal é o oxidante e cal o redutor. c) Axusta a reacción. (Set-05) Cu + HNO Cu(NO ) + NO + H O Comezamos escribindo os números de oxidación e determinando que especie se oxida e cal se reduce: 0 Oxídase Cu + H N O Cu(N O ) N O + H O Redúcese 8

11 a) As semirreaccións en forma iónica son: Oxidación: Cu Cu + Redución: NO NO b) O oxidante é o que se reduce; polo tanto, o ácido nítrico. O redutor é o que se oxida; polo tanto, o cobre. c) Para axustar a reacción polo método do ión-electrón, axustamos a masa e a carga: H + + NO + e NO + H O Cu e Cu + Igualamos o número de electróns nas dúas semirreaccións e sumámolas: ( H + + NO + e NO + H O) x (Cu e Cu + ) x 8 H + + NO + Cu NO + H O + Cu + Por último, obtemos a ecuación molecular a partir da ecuación iónica, engadindo os elementos que actuaron como espectadores: Cu + 8 HNO Cu(NO ) + NO + H O Indica razoadamente se, a 5 ºC, son verdadeiras ou falsas as afirmacións seguintes: a) O ácido sulfúrico diluído [tetraoxosulfato(vi) de dihidróxeno] reacciona co cobre e despréndese hidróxeno. Datos: Eº(Cu + /Cu) = +0, V; Eº(Cu + /Cu) = +0,5 V e Eº(H + /H ) = 0 V. b) O sodio é moi redutor e o flúor un poderoso oxidante. Datos: Eº(Na + /Na) =,71 V e Eº(F /F ) = +,87 V. (Xuñ-06) a) Eº(Cu + /Cu) = 0, V; Eº(Cu + /Cu) = 0,5 V; Eº(H + / H ) = 0 V O ácido sulfúrico é un ácido forte que libera ións H +, de potencial de redución nulo, polo que oxidará os metais que teñan potencial negativo (menor que cero), disolvéndoos. Os ións H + reduciranse con desprendemento de hidróxeno gasoso. Como o potencial de redución do cobre é maior que cero, non reaccionará co ácido sulfúrico con desprendemento de hidróxeno. Podemos xustificar o dito, supoñendo a oxidación do cobre en medio ácido: Oxidación: Cu(s) e Cu + (ac) ou ben Cu(s) 1 e Cu + (ac) Redución: H + (ac) + e H (g) Os posíbeis potenciais do proceso son: Eº = Eº(H + /H ) Eº(Cu + /Cu) = 0 0, = 0, V ou Eº = Eº(H + /H ) Eº(Cu + /Cu) = 0 0,5 = 0,5 V O potencial da pila así formada é negativo. Se substituímos na expresión: ΔGº = n F Eº, obtemos que ΔGº > 0, polo que o proceso de oxidación do cobre en presenza de ácido sulfúrico non é espontáneo e a afirmación é falsa. b) Eº(Na + /Na) =,71 V; Eº( F / F ) =,87 V A afirmación é verdadeira. O sodio ten un potencial normal de redución moi baixo; polo tanto, ten moita tendencia a oxidarse e será moi redutor. O flúor ten un potencial normal de redución moi alto; polo tanto, ten moita tendencia a reducirse e será un poderoso oxidante. 8

12 Por oxidación do ión bromuro con ión permanganato [tetraoxomanganato(vii)] en medio ácido, obtense bromo (Br ) e o sal de manganeso(ii): a) Escribe a reacción iónica e axústaa polo método do ión-electrón. b) Calcula cantos gramos de permanganato de potasio poden ser reducidos, por 50 ml dunha disolución 0,1 M de bromuro de potasio, ao sal de manganeso(ii). (Set-06) a) A reacción da que se nos fala inclúe o proceso: Br + MnO Mn + + Br Comezamos escribindo os números de oxidación e determinando que especie se oxida e cal se reduce: Br + Mn O Oxídase + 7 Redúcese Mn Br Escribimos as semirreaccións en forma iónica: MnO Mn + Br Br Axustamos a masa e a carga: 8 H + + MnO + 5 e Mn + + H O Br e Br Igualamos o número de electróns nas dúas semirreaccións e sumamos: (8 H + + MnO + 5 e Mn + + H O) x ( Br e Br ) x 5 16 H + + MnO + 10 Br Mn H O + 5 Br A ecuación iónica axustada é: 10 Br + MnO + 16 H + Mn Br + 8 H O b) Unha vez axustada a ecuación iónica, podemos escribir a ecuación molecular e facer os cálculos estequiométricos: 10 KBr + KMnO + 8 H SO MnSO + 5 Br + 8 H O + 6 K SO M r (KMnO ) = = 158 0,50 L disolución de KBr 0,1 mol KBr mol KMnO 158 g KMnO = 0,79 g de KMnO 1L disolución 10 mol KBr 1mol KMnO Describe a pila ou célula galvánica formada por un eléctrodo de cobre somerxido nunha disolución de sulfato de cobre(ii) 1 M; e un eléctrodo de prata somerxido nunha disolución de nitrato de prata 1 M. Indica: a) A reacción que se produce en cada eléctrodo e a reacción total, indicando o cátodo e o ánodo. b) O sentido do fluxo de electróns polo circuíto externo. c) Eº da pila. d) A especie que se oxida e cal se reduce, así como os axentes oxidante e redutor. Datos: Eº(Cu + /Cu) = +0, V; Eº(Ag + /Ag) = +0,8 V. (Set-06) a) Se observamos os potenciais das especies implicadas no proceso: Eº (Cu + /Cu) = 0, V Eº (Ag + /Ag) = 0,8 V Vemos que é maior o potencial de redución da prata (máis tendencia a reducirse). Nese eléctrodo terá lugar a redución é será o cátodo. Posto que o potencial de redución para o cobre é menor, en presenza do eléctrodo de prata oxidarase e será o ánodo. 8

13 O esquema desta pila é o que segue: As semirreacción que se producen no ánodo (cobre) e no cátodo (prata) e o proceso global serán: Cátodo: (Ag + + e Ag) x Ánodo: Cu Cu + + e Ag + + e Ag Cu Cu + + e Proceso global: Cu + Ag + Cu + + Ag b) O sentido do movemento dos electróns polo circuíto externo é do eléctrodo de cobre (negativo) ao de prata (positivo), como se pode apreciar no esquema. c) O potencial da pila en condicións estándar: Eº = Eº cátodo Eº ánodo = 0,8 0, = 0,5 V d) A especie que se oxida é o cobre (Cu), xa que perde electróns; polo tanto, actúa como axente redutor. A especie que se reduce é o ión prata (Ag + ) que gaña electróns, actuando como axente oxidante. 85